Question

【題目】常溫下，向20mL0.1mol/L氨水中滴加一定濃度的稀鹽酸，溶液中水電離的氫離子濃度隨加入鹽酸體積的變化如右圖所示。下列說法錯誤的是

A. 常溫下，0.1mol/L氨水的電離平衡常數(shù)Kb約為1.0×10-5

B. a、b之間的點一定滿足:c(NH4+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)

C. c點溶液中c(NH4+)-)

D. c點溶質為NH4Cl

Answer 1

【答案】B

【解析】A項，氨水中存在微弱電離：NH3H2ONH4++OH-，由圖中A點可得，常溫下0.1mol/L的氨水溶液中c(H+)=10-11mol/L，則c(OH-)=Kw/c(H+)=10-3mol/L，所以Kb=≈mol/L=1×10-5mol/L，故A正確；B項，由圖可知，a、b之間的點對應溶液呈堿性，則c(OH-)>c(H+)，根據電荷守恒c(NH4+)>c(Cl-)，因為鹽酸的量未知，所以不確定c(Cl-)與c(OH-)的大小關系，故B錯誤；C項，由圖可知，c點c(H+)>10-7mol/L，溶液呈酸性，則c(OH-)<c(H+)，根據電荷守恒c(NH4+)<c(Cl-)，故C正確；D項，因為氨水中水的電離被抑制，隨著鹽酸的加入，水的電離被抑制的程度逐漸減小，然后被促進，當溶質為NH4Cl時，水的電離被促進的程度最大，繼續(xù)加入鹽酸，水的電離被促進的程度逐漸減小，最后水的電離被抑制，由圖可知，c點水的電離程度最大，所以c點溶質為NH4Cl，故D正確。